Основные соли
1. Термическое разложение: [Cu(OH)]2CO3(малахит) = 2CuO + CO2 + H2O
2. Взаимодействие с кислотой с образованием средней соли:
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O
Говоря о комплексных солях, в первую очередь следует остановиться на их строении, которое мы рассмотрим на примере гексацианоферрата (II) калия (красной кровяной соли) K4[Fe(CN)6].
K4[Fe(CN)6] |
– Внешняя сфера |
K4[Fe(CN)6] |
– Внутренняя сфера |
K4[Fe(CN)6] |
– Комплексообразователь (центральный атом) |
K4[Fe(CN)6] |
– Координационное число |
K4[Fe(CN)6] |
– Лиганд |
Центральными атомами обычно служат ионы металлов больших периодов (Co, Ni, Pt, Hg, Ag, Cu); типичными лигандами являются OH-, CN-, NH3, CO, H2O; они связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью.
Получают комплексные соли реакцией средних солей с лигандами:
AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl
FeCl3 + 6KCN = K3[Fe(CN)6] + 3KCl
Химические свойства комплексных солей.
1. Разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений:
2[Cu(NH3)2]Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3
2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами:
K2[CoCl4] + 6H2O = [Co(H2O)6]Cl2 + 2KCl
В заключение рассмотрения этой темы остановимся на генетической связи между различными классами неорганических соединений, которая может быть представлена следующей схемой:
Примеры
1. металл + неметалл = соль: 2Al + 3I2 = 2AlI3
2. основной оксид + кислотный оксид = соль: Li2O + CO2= Li2CO3
3. основание + кислота = соль: Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
4. металл основной оксид: 2Ca + O2 = 2CaO
5. неметалл кислотный оксид: S + O2 = SO2
6. основной оксид основание: BaO + H2O = Ba(OH)2
7. кислотный оксид кислота: P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
8. соль+кислота=соль+кислота:
Законы стехиометрии
Основные законы стехиометрии, включающие законы количественных соотношений между реагирующими веществами с помощью уравнений химических реакций, вывод формул химических соединений, составляют раздел химии, называемый стехиометрией. Стехиометрия включает в себя законы Авогадро, постоянства состава, кратных отношений, Гей-Люссака, эквивалентов и сохранения массы. В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы (М. В. Ломоносов, 1748, А. Лавуазье, 1789).
1. Закон сохранения массы веществ: Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции. Это связано с тем, что в химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ.
Например.
Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими.
2. Закон постоянства состава (Ж. Пруст): Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.
Такие соединения называют дальтонидами или стехиометрическими в отличие от бертолидов, состав которых зависит от способа получения. Такие соединения состоят не из молекул, а из атомов или ионов.
Например.
3. Закон кратных отношений (Д. Дальтон): Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.
Например. При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов следующего состава: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5
На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,28, 2,85 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах.
4. Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак): При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.
Так, в реакции образования аммиака из простых веществ отношение объемов водорода, азота и аммиака составляет 3:1:2.
5. Закон Авогадро: В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.
Из закона Авогадро вытекают два следствия:
Одинаковое число молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.
Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.
Число Авогадро – число частиц в моле любого вещества; NA = 6,02∙1023 моль–1.
Молярный объем – объем моля любого газа при нормальных условиях; равен 22,4 л∙моль–1.
Уравнение Менделеева-Клайперона (уравнение состояния идеального газа):
, где
- давление (Па)
- масса газа (г)
- молярная масса газа (г/моль)
- число молей газа
=8.3144 Дж/мольК – универсальная газовая постоянная
- температура ()
Таким образом, следствием из закона Авогадро является следующее выражение:
, где
- массы газов
- молярные массы газов
- относительная плотность первого газа по второму
Закон эквивалентов (И. Рихтер): В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.
или: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.
или: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).
Химический эквивалент – это такое количество элемента, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой. Для определения эквивалентной массы элемента не обязательно исходить из его соединения с водородом. Эквивалент (эквивалентную массу) элемента можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент (эквивалентная масса) которого известна, т.е. исходя из валентности данного элемента. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.
Таким образом, химический эквивалент может быть вычислен по следующим формулам:
Для элемента: , где- валентность элемента
Для оксида: , где- число атомов элемента
Для кислоты:
Для основания:
Для соли: , где- число атомов металла
- валентность металла
, где - элемент, оксид, кислота, основание, соль молярная масса (масса одного моля), численно совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженных в г∙моль–1.
Из приведенных выше формул следует, что эквивалент для большинства элементов и их соединений является величиной переменной.
Например. Рассмотрим закись N2O и монооксид NO азота.
В первом случае эквивалент оксида равен 22,
а во втором случае 15
Закон эквивалентов формульном виде может быть записан следующим образом:
, где
- массы взаимодействующих веществ
- молярные эквивалентные массы веществ
В ходе первой лабораторной работы вы будете находить эквивалент двухвалентного металла
http://edu.tsu.ru/index.php?sub=8&prg=17&subj=4503 платный курс